Gases - QUIM 3131 - Química General I - PDF

Capítulo 10 Gases QUIM 3131 – Química General I Prof. Ana vega. EDITADO POR PROF. ANA VEGA 1  Propiedades de los Gases Son fácilmente comprimibles porque un gas es mayormente espacio vacío. Se pueden expandir porque se mueven libremente con suficiente...

Capítulo 10 Gases QUIM 3131 – Química General I Prof. Ana vega. EDITADO POR PROF. ANA VEGA 1  Propiedades de los Gases Son fácilmente comprimibles porque un gas es mayormente espacio vacío. Se pueden expandir porque se mueven libremente con suficiente energía. Poseen densidades bajas porque son mayormente espacio vacío. Ejercen presión en donde se encuentran debido a las colisiones de las partículas de gas. EDITADO POR PROF. ANA VEGA 2  Propiedades de los Gases Se pueden difundir a través de otros gases porque están en continuo movimiento. ◦ Moléculas livianas se difunden más rápido que moléculas pesadas. EDITADO POR PROF. ANA VEGA 3  Presión La presión de un gas es el resultado de la fuerza ejercida por las colisiones de partículas con las paredes del contenedor donde éstas se encuentren. EDITADO POR PROF. ANA VEGA 4  Barómetro Utilizado para medir la presión atmosférica. Unidades comunes de presión: ◦ atmósfera (atm) ◦ torr ◦ pascal (Pa) EDITADO POR PROF. ANA VEGA 5  Unidades de Presión Equivalencias para 1 atm: ◦ 1 atm = 760 mmHg ◦ 1 atm = 760 torr ◦ 1 atm = 76.0 cm Hg ◦ 1 atm = 29.9 pulgadas Hg ◦ 1 atm = 14.7 psi (libras por pulgada cuadrada) ◦ 1 atm = 1.01325 x 105 Pa = 101.325 kPa EDITADO POR PROF. ANA VEGA 6 Práctica #1 Exprese las siguientes medidas de presión en unidades de atm. 725 mmHg 95 psi 555 torr EDITADO POR PROF. ANA VEGA 7  Teoría Cinético – Molecular de los Gases Teoría físico – química que provee una explicación del comportamiento y propiedades macroscópicas de los gases. Constituida por cinco (5) postulados. EDITADO POR PROF. ANA VEGA 8  Teoría Cinético – Molecular de los Gases Postulados 1. Los gases están formados por pequeños átomos o moléculas que están en movimiento constante, aleatorio y lineal. 2. La distancia de separación es muy grande en comparación con el tamaño de los átomos o moléculas individuales. ◦ El gas es principalmente espacio vacío. 3. Todas las partículas de gas se comportan de forma independiente. ◦ No existen fuerzas atractivas o repulsivas entre ellos EDITADO POR PROF. ANA VEGA 9  Teoría Cinético – Molecular de los Gases Postulados 4. Las partículas de gas chocan entre sí y con las paredes del contenedor sin perder energía. ◦ La energía se transfiere de un átomo o molécula a otro. ◦ Estas colisiones causan cambios aleatorios en la dirección. 5. La energía cinética promedio de los átomos o moléculas aumenta o disminuye en proporción a la temperatura absoluta. ◦ A medida que la temperatura aumenta, la velocidad de la partícula (energía cinética) también aumenta EDITADO POR PROF. ANA VEGA 10  Ley de Boyle Expresa la relación entre el volumen y la presión de un gas cuando se mantiene constante la temperatura y la cantidad de gas (moles). Relación inversa entre el volumen y la presión EDITADO POR PROF. ANA VEGA 11  Ley de Boyle Relación entre presión y volumen de un gas EDITADO POR PROF. ANA VEGA 12  Ley de Boyle El producto de la presión (P) y el volumen (V) es igual a una constante (k). PV = k Cuando a un gas se le cambia alguna de las condiciones iníciales del sistema (sea V o P) se puede determinar el parámetro resultante mediante la siguiente ecuación: EDITADO POR PROF. ANA VEGA 13  Ley de Charles Expresa la relación entre el volumen y temperatura absoluta (K) de un gas cuando se mantiene constante la presión y la cantidad de gas (moles). Relación directa entre el volumen y la temperatura. EDITADO POR PROF. ANA VEGA 14  Ley de Charles Relación entre volumen y temperatura de un gas VαT ◦ EDITADO POR PROF. ANA VEGA 15  Ley de Charles La razón entre el volumen (V) y la temperatura (K) es igual a una constante (k). V =k T Cuando a un gas se le cambia alguna de las condiciones iníciales del sistema (sea V o T) se puede determinar el parámetro resultante mediante la siguiente ecuación: EDITADO POR PROF. ANA VEGA 16  Ley de Avogadro Expresa la relación entre el volumen y la cantidad de gas (moles) cuando se mantiene constante la presión y la temperatura. Relación directa entre el volumen y la cantidad de gas. Vαn Volúmenes iguales de gases en las mismas condiciones de temperatura y presión tienen igual número de moléculas. EDITADO POR PROF. ANA VEGA 17  Ley de Avogadro La razón entre elvolumen (V) y el número de moles (n) es igual a una constante (k). V =k n Cuando a un gas se le cambia alguna de las condiciones iníciales del sistema (sea V o n) se puede determinar el parámetro resultante mediante la siguiente ecuación: EDITADO POR PROF. ANA VEGA 18  Volumen molar de un gas El volumen ocupado por 1 mol de cualquier gas a condiciones estándares de temperatura y presión se conoce como volumen molar. A condiciones estándares de presión y temperatura (STP) el volumen molar de cualquier gas es 22.4 L. Condiciones STP se definen como: ◦ T = 273 K (equivalente a 0 oC) ◦ P = 1 atm EDITADO POR PROF. ANA VEGA 19  Concepto del Gas Ideal Un gas ideal es un modelo de la forma en que las partículas de gas (moléculas o átomos) se comportan a nivel molecular/atómico. Los gases se comportan idealmente a presiones bajas y temperaturas altas. ◦ A temperaturas altas, los átomos y moléculas están en mayor movimiento lo que provoca menores interacciones. ◦ A presiones bajas la distancia promedio entre los átomos o moléculas es mayor, minimizando las interacciones. EDITADO POR PROF. ANA VEGA 20  Ley de Gas Ideal Expresa como el volumen de un gas cambia con la presión, la temperatura y el número de moles. Un gas cumple con comportamiento ideal siempre que se trabaje a presiones bajas y temperaturas altas. nT V P EDITADO POR PROF. ANA VEGA 21  Ley de Gas Ideal nT V P nT V=R P Unidades P (atm) V (L) PV = nRT n (moles) T (K) EDITADO POR PROF. ANA VEGA 22 Constante de Gases Ideales PV 1.00 atm 22. 4 L  R =  nT 1.00 mol 273 K  L atm  0. 0821 mol K EDITADO POR PROF. ANA VEGA 23 Constante de Gases Ideales (Valores) EDITADO POR PROF. ANA VEGA 24  Gas Real Ecuación de van der Waals’s  n2a   P + 2  V  nb  nRT  V  Esta ecuación introduce las constantes a y b para hacer las correcciones del volumen que ocupan las partículas y las atracciones moleculares. ◦La constante a corrige las fuerzas de atracción entre las moléculas. ◦La constante b corrige el volumen que ocupa las moléculas del gas. EDITADO POR PROF. ANA VEGA 25  Ley efusión de Graham Expresa la relación inversa entre la velocidad de efusión de un gas y la raíz cuadrada de su masa molar. EDITADO POR PROF. ANA VEGA 26 Ley efusión de Graham EDITADO POR PROF. ANA VEGA 27  Ley de Presiones Parciales de Dalton En una mezcla de gases a volumen y temperatura constante, la presión total de un sistema es la suma de las presiones parciales de los gases que lo componen. EDITADO POR PROF. ANA VEGA 28 Ejemplo #1 Una muestra de oxígeno, a 25 oC, ocupa un volumen de 5.00 x 102 mL a 1.50 atm de presión. Determine la presión que se debe aplicar para comprimir el gas a un volumen de 1.50 x 102 mL a una temperatura constante. Paso 1. Establecer la ley que aplique al problema. Aplica Ley de Boyle porque se indica que la T permanece constante y no hay cambios en el número de moles. Paso 2. Identificar los términos provistos y solicitados. EDITADO POR PROF. ANA VEGA 29 Ejemplo #1 – continuación Una muestra de oxígeno, a 25 oC, ocupa un volumen de 5.00 x 102 mL a 1.50 atm de presión. Determine la presión que se debe aplicar para comprimir el gas a un volumen de 1.50 x 102 mL a una temperatura constante. Paso 3. Establecer la ecuación, despejar para la variable deseada, sustituir y resolver. EDITADO POR PROF. ANA VEGA 30 Ejemplo #2 Un globo llenado con He tiene un volumen de 4.0 x 103 L a 25 oC. Determine el volumen que ocupa el He a 50 oC si la presión de los alrededores permanece constante. Paso 1. Establecer la ley que aplique al problema. Aplica Ley de Charles porque se indica que la P permanece constante y no hay cambios en el número de moles. Paso 2. Identificar los términos provistos y solicitados. EDITADO POR PROF. ANA VEGA 31  Ejemplo #2 – continuación Un globo llenado con He tiene un volumen de 4.0 x 103 L a 25 oC. Determine el volumen que ocupa el He a 50 oC si la presión de los alrededores permanece constante. Paso 3. Establecer la ecuación, despejar para la variable deseada, sustituir y resolver. EDITADO POR PROF. ANA VEGA 32 Ejemplo #3 Si 5.50 moles de CO ocupan 20.6 L, cuántos litros (L) ocupan 16.5 moles de CO a temperatura constante. Paso 1. Establecer la ley que aplique al problema. Aplica Ley de Avogadro porque se indica que la T permanece constante y no hay cambios en P. Paso 2. Identificar los términos provistos y solicitados. EDITADO POR PROF. ANA VEGA 33  Ejemplo #3 – continuación Si 5.50 moles de CO ocupan 20.6 L, cuántos litros (L) ocupan 16.5 moles de CO a temperatura constante. Paso 3. Establecer la ecuación, despejar para la variable deseada, sustituir y resolver. EDITADO POR PROF. ANA VEGA 34 Ejemplo #4 Determine el número de moles de He en un globo de 1.00 L a 27 oC y 1.00 atm de presión. Paso 1. Establecer la ley que aplique al problema. Aplica Ley del Gas Ideal Paso 2. Identificar los términos provistos y solicitados. EDITADO POR PROF. ANA VEGA 35  Ejemplo #4 – continuación Determine el número de moles de He en un globo de 1.00 L a 27 oC y 1.00 atm de presión. Paso 3. Establecer la ecuación, despejar para la variable deseada, sustituir y resolver. EDITADO POR PROF. ANA VEGA 36 Ejemplo #5 Determine la razón de efusión de los gases He (4.00 g/mol) respecto a SO2 (64.07 g/mol), a la misma temperatura y presión. Respuesta : 4.00 EDITADO POR PROF. ANA VEGA 37  Aplicación Ley del Gas Ideal y Estequiometría de reacción La azida de sodio se utiliza en los “air bags” de los automóviles. El impacto de un choque provoca la descomposición de la azida de sodio según la siguiente reacción. 2NaN3 (s) 2 Na(s) + 3 N2(g) Calcule el volumen de N2 que se genera cuando reaccionan 5.0 g de NaN3 (65.02 g/mol) a 35 oC y 1.10 atm. EDITADO POR PROF. ANA VEGA 38  Densidad y masa molar de un gas La ley del Gas Ideal puede ser aplicada para determinar la densidad y la masa molar de un gas a condiciones ideales. Densidad de un gas Masa molar de un gas EDITADO POR PROF. ANA VEGA 39 Ejemplo #6 Determine la densidad de CCl4 a 714 torr y 125 oC. Respuesta : 4.42 g/L EDITADO POR PROF. ANA VEGA 40 Ejemplo #7 Determine la masa molar (en g/mol) de un gas que posee una densidad de 1.97 g/L a condiciones STP. Respuesta : 44.18 g/mol EDITADO POR PROF. ANA VEGA 41 Práctica adicional EDITADO POR PROF. ANA VEGA 42 Práctica #1 El oxígeno utilizado en hospitales y laboratorios a menudo se obtiene de cilindros que contiene oxígeno licuado (O2). Si un cilindro contiene 1.00 kg de oxígeno líquido (O2), cuántos litros (L) de oxígeno se pueden producir a 780 mmHg de presión a una temperatura de 20.0 oC. EDITADO POR PROF. ANA VEGA 43 Práctica #2 Determine la masa (en g) de N2 requerida para llenar un globo de 3.0 L a 100 oC y una presión de 700 mmHg. EDITADO POR PROF. ANA VEGA 44  Práctica #3 Determine el volumen (en mL) ocupado por el gas 1.00 moles de metano (CH4) a 25 oC y 1 atm de presión. EDITADO POR PROF. ANA VEGA 45 Práctica #4 Una muestra de CO2 ocupa 3.20 L a 125 °C. Calcule la temperatura (en K) a la cual el gas ocupará un volumen de 1.54 L si la presión se mantiene constante. EDITADO POR PROF. ANA VEGA 46 Práctica #5 Una muestra de gas a 25 oC y 3.0 atm es comprimida a un volumen de 1.0 L y 15.0 atm. Determine el volumen de la muestra de gas a 3.0 atm. EDITADO POR PROF. ANA VEGA 47 Práctica #6 Una muestra de Cl2 ocupa un volumen de 946 mL a una presión de 760 mmHg. Calcule la presión del gas (en atm) si el volumen se reduce a 154 mL y la temperatura permanece constante. EDITADO POR PROF. ANA VEGA 48 Práctica #7 Una muestra de 1.00 mol del gas hidrógeno ocupa 22.4 L. ¿Cuántos moles de hidrógeno son necesarios para llenar un contener de 100.0 L a una misma temperatura y presión? EDITADO POR PROF. ANA VEGA 49 Práctica #8 Considere la reacción química balanceada. 2 KClO3 (s) → 2 KCl (s) + 3 O2 (g) Determine el volumen (en L) de O2 necesario para llevar a cabo la descomposición de 23.5 g de KClO3 (122.55 g/mol) a 1.25 atm y 300 K. EDITADO POR PROF. ANA VEGA 50 Práctica #9 Determine el volumen de O2 necesario, a condiciones STP, para la combustión completa de 10.5 g de C3H8. Escriba la reacción química balanceada. EDITADO POR PROF. ANA VEGA 51  Capítulo 6 Estructura electrónica del átomo QUIM 3131 – QUÍMICA GENERAL I EDITADO POR ANA VEGA  Modelo mecánico – cuántico Explica como los electrones existen en los átomos y como esos electrones determinan las propiedades químicas y físicas de los elementos. Por ejemplo, ayuda a entender: ◦ porque algunos elementos son metales y otros no metales. ◦ porque algunos elementos tienen a perder o ganar X cantidad de electrones relativo a otros. 10/27/2024 EDITADO POR ANA VEGA 2  Naturaleza de la luz Con el desarrollo de la mecánica cuántica se encontró que la luz adquiere comportamiento de onda o de partícula. A este fenómeno se conoce como la dualidad onda – partícula de la luz. 10/27/2024 EDITADO POR ANA VEGA 3  Naturaleza de la luz (Naturaleza de onda) En el vacío, todas las ondas electromagnéticas viajan a través del espacio a una misma velocidad. Velocidad de la luz = 3.00 x 108 m/s 10/27/2024 EDITADO POR ANA VEGA 4 10/27/2024 EDITADO POR ANA VEGA 5  Características de una onda 10/27/2024 EDITADO POR ANA VEGA 6  Características de una onda Amplitud – es la altura de la onda ◦ distancia del nodo a la cresta. ◦ a mayor amplitud, mayor intensidad de la luz. Longitud de onda (λ) ◦ distancia que cubre una onda de una cresta a otra cresta. ◦ Se mide en nanómetros (nm). 10/27/2024 EDITADO POR ANA VEGA 7  Características de una onda Frecuencia (ν) – es el número de ondas que pasan por un punto en un período dado de tiempo. ◦ número de ondas es igual al número de ciclos ◦ Unidad  herts (Hz) o ciclos/s 1 Hz = 1 s-1 10/27/2024 EDITADO POR ANA VEGA 8  λ versus ν La frecuencia (ν) y la longitud de onda (λ) poseen una relación inversa. c=λ∙ν ◦ c = velocidad de la luz al vacío (m/s) ◦ ν = frecuencia (s-1) ◦ λ = longitud de onda (m) s   -1 c   m s  m  10/27/2024 EDITADO POR ANA VEGA 9 Práctica #1 Determine la longitud de onda (nm) de la luz roja que posee una frecuencia de 4.62 x 1014 s-1. Respuesta: 649 nm Un láser emite luz verde con una longitud de onda de 515 nm. Determine la frecuencia de la luz. Respuesta: 5.83 x 1014 s-1 10/27/2024 EDITADO POR ANA VEGA 10  Espectro electromagnético La luz visible comprende sólo una pequeña fracción de todas las longitudes de onda. A menor longitud de onda (alta frecuencia) hay mayor energía. ◦ Luz de ondas de radio poseen baja energía ◦ Luz de rayos gamma poseen alta energía 10/27/2024 EDITADO POR ANA VEGA 11  Espectro electromagnético 10/27/2024 EDITADO POR ANA VEGA 12  Teoría Cuántica de Planck Max Planck explicó que la energía podía ser absorbida o emitida por los átomos en paquetes llamados cuantos. Planck propuso que la energía de un cuanto es proporcional a la frecuencia. E = h ◦ h es la constante de Planck, 6.626  10−34 J-s. 10/27/2024 EDITADO POR ANA VEGA 13  Efecto Fotoeléctrico Albert Einstein (1905) utilizó la teoría cuántica de Planck para explicar el efecto fotoeléctrico. Estableció que la energía de un fotón es proporcional a la frecuencia. Efotón = h 10/27/2024 EDITADO POR ANA VEGA 14  Efecto Fotoeléctrico Algunos metales emiten electrones de su superficie cuando son iluminados (irradiados) por luz de cierta energía y frecuencia. 10/27/2024 EDITADO POR ANA VEGA 15  Albert Einstein (1905) Propuso lo siguiente respecto al efecto fotoeléctrico: ◦ La luz está constituida por partículas llamadas fotones. ◦ Las partículas (fotones) poseen una cantidad de energía. ◦ Cada partícula (fotón) transfiere su energía al electrón. ◦ El efecto fotoeléctrico ocurre si la energía del fotón es igual o mayor a la energía necesaria para liberar el electrón de la superficie del metal. 10/27/2024 EDITADO POR ANA VEGA 16  Práctica #2 La luz amarilla utilizada para el alumbrado público tiene una longitud de onda de 589 nm. Determine lo siguiente: a) Frecuencia de la radiación (Respuesta: 5.09 x 101 4 s-1) b) Energía de un fotón de luz (Respuesta: 3.37 x 10 -19 J/fotón) c) Energía de un mol de fotones de luz (Respuesta: 2.03 x 10 5 J/mol) Recuerde: NA = 6.02 x 10 23 “X”/mol ; X = representa cualquier unidad h = 6.626 x 10 -34 J-s 10/27/2024 EDITADO POR ANA VEGA 17 Espectroscopia Atómica y el Modelo de Bohr  Espectroscopia Atómica Cuando un átomo absorbe energía, en forma de calor, luz o electricidad, emite esa energía en forma de luz. 10/27/2024 EDITADO POR ANA VEGA 19  Espectroscopia Atómica Los compuestos de metales emiten colores característicos cuando se colocan en una llama. Los átomos son excitados electrónicamente por la elevada temperatura de la llama y emiten energía en forma de luz visible. 10/27/2024 EDITADO POR ANA VEGA 20  Espectroscopia Atómica Espectro continuo ◦ Se produce cuando un haz de luz blanca pasa a través de un prisma. Espectro de líneas (emisión) ◦ Contiene radiación electromagnética de longitudes de onda específicas. ◦ Puede ser utilizada para identificar elementos. 10/27/2024 EDITADO POR ANA VEGA 21  Espectroscopia Atómica Espectro continuo Espectro de líneas (emisión) 10/27/2024 EDITADO POR ANA VEGA 22  Bohr Model of H Atoms Cada línea en el espectro de emisión corresponde a la diferencia entre los estados de energía. 10/27/2024 EDITADO POR ANA VEGA 23  Modelo del átomo de Bohr Estudió el espectro de emisión de hidrógeno y desarrollo un modelo para explicar las líneas espectrales observadas. Los átomos pueden absorber y emitir energía, en forma de fotones, mediante la promoción de electrones a un nivel alto de energía y relajarse a un nivel bajo. 1 1 E = −hcRH ( nf 2 - ni2 ) 10/27/2024 EDITADO POR ANA VEGA 24  Modelo del átomo de Bohr Absorción – cuando un átomo absorbe energía ocurre una transición energética de un orbital de menor energía a uno de mayor energía. Emisión – cuando un átomo emite energía ocurre una transición energética de un orbital de mayor energía a uno de menor energía. 10/27/2024 EDITADO POR ANA VEGA 25 10/27/2024 EDITADO POR ANA VEGA 26  Modelo del átomo de Bohr La energía absorbida o emitida como producto de la transición de electrones puede ser determinada por la ecuación: 1 1 ( E = −hcRH n 2 f - ni2 ) ◦ donde RH es la constante de Rydberg, 1.097  107 m−1, y ni y nf es el nivel de energía inicial y final del electrón. 10/27/2024 EDITADO POR ANA VEGA 27  Modelo del átomo de Bohr 10/27/2024 EDITADO POR ANA VEGA 28  Modelo del átomo de Bohr (Transiciones energéticas de H) La energía de un fotón es igual a la diferencia en energía entre dos niveles de energía. Esta energía se puede calcular al restar la energía del estado final e inicial. Efotón = −Eelectrón 10/27/2024 EDITADO POR ANA VEGA 29 Práctica #3 Determine la longitud de onda de la luz emitida cuando un electrón de hidrógeno lleva a cabo una transición de un orbital n = 3 a un orbital n = 1. Respuesta: 1.03 x 10 -7 m (equivalente a 103 nm) 10/27/2024 EDITADO POR ANA VEGA 30 Práctica #3 – Respuesta Determine la longitud de onda de la luz emitida cuando un electrón de hidrógeno lleva a cabo una transición de un orbital n = 3 a un orbital n = 1. 10/27/2024 EDITADO POR ANA VEGA 31  Louis de Broglie Sugirió que el electrón, en su trayectoria circular alrededor del núcleo, tiene asociada una longitud de onda específica. Expuso que, si la luz tiene propiedades de materia, la materia exhibe propiedades de onda. Demostró que la relación entre masa y longitud de onda era: h  = mv 10/27/2024 EDITADO POR ANA VEGA 32  Louis de Broglie h  mv h  Constante de Planck m  masa de la partícula v  velocidad de la partícula kg∙m2 h s2 λ m = m masa kg x velocidad s 10/27/2024 EDITADO POR ANA VEGA 33 Práctica #4 Determine la longitud de onda (nm) de un electrón que viaja a una velocidad de 2.65 x 106 m/s. La masa del electrón es 9.11 x 10 -31 kg. Respuesta: 0.274 nm Determine la longitud de onda de un neutrón que viaja a 1.00 x 102 m/s. La masa del neutrón es 1.675 x 10 -24 g. Respuesta: 3.96 x 10 -9 m 10/27/2024 EDITADO POR ANA VEGA 34  Principio de Incertidumbre Werner Heisenberg (1901 – 1976) El Principio de Incertidumbre de Heisenberg establece que es imposible conocer de manera simultánea y con precisión el momemtum de un electrón y su posición espacial. Mientras se conozca con más exactitud la posición del electrón, con menos exactitud se conocerá su velocidad. 10/27/2024 EDITADO POR ANA VEGA 35 Incertidumbre en la posición de un electrón en un átomo de hidrógeno Debido a que el diámetro de un átomo de hidrógeno es de aproximadamente 1 x10 - 10 m, la incertidumbre en La posición del electrón en el átomo es un orden de magnitud mayor que el tamaño del átomo. 10/27/2024 EDITADO POR ANA VEGA 36 Mecánica Cuántica y el Átomo  Mecánica Cuántica Erwin Schrödinger desarrolló un planteamiento matemático para incorporar tanto la naturaleza de onda y partícula conocido como mecánica cuántica. Estableció lo siguiente: ◦ Cada solución de la ecuación de onda describe el estado de energía permitido de un electrón (orbital). ◦ Cada orbital describe una distribución espacial de la densidad electrónica. ◦ Un orbital es descrito por un conjunto de números cuánticos. 10/27/2024 EDITADO POR ANA VEGA 38  Niveles de energía y subniveles Principales niveles de energía - son regiones donde los electrones pueden ser encontrados. Número cuántico principal (n) ◦ Describe el nivel de energía en el cual se encuentra el orbital. ◦ Los valores de n son números ≥ 1. ◦ Mientras mayor sea el valor de n, mayor será la energía del nivel y más alejado del núcleo se encuentra el electrón. 10/27/2024 EDITADO POR ANA VEGA 39  Niveles de energía y subniveles Número de momento angular (l) ◦ Define la forma y tipo de orbital. ◦ Los valores permitidos son 0 hasta n – 1. Valor de l 0 1 2 3 Tipo de orbital s p d f 10/27/2024 EDITADO POR ANA VEGA 40  Forma de los orbítales 10/27/2024 EDITADO POR ANA VEGA 41  Forma de los orbítales 10/27/2024 EDITADO POR ANA VEGA 42  Niveles de energía y subniveles Subniveles (subcapas) – es un conjunto de orbitales de igual energía (degenerados) dentro de un nivel de energía principal. ◦ Se representan según el tipo de orbital como: s, p, d y f. ◦ Las subcapas aumentan en energía en el siguiente orden: s EI2 > EI1 11/17/2024 EDITADO POR ANA VEGA 23  Afinidad electrónica (AE) Es la energía asociada cuando un átomo gana un electrón para formar un anión. X(g) + e- → X-(g) + AE Para la mayoría de los átomos la energía es liberada cuando se añade un electrón. 11/17/2024 EDITADO POR ANA VEGA 24  Afinidad electrónica (AE) Aumenta de izquierda a derecha en un período. Los valores de AE son más negativos. Disminuye de arriba hacia abajo en un grupo. Los valores de AE son menos negativos. 11/17/2024 EDITADO POR ANA VEGA 25  Afinidad Electrónica Tendencia general 11/17/2024 EDITADO POR ANA VEGA 26  Afinidad electrónica – Práctica Indique cuál elemento posee la AE más negativa de los siguientes pares: 1. Na o Rb 2. C o N 11/17/2024 EDITADO POR ANA VEGA 27  Carácter metálico Disminuye de izquierda a derecha en un período. Aumenta de arriba hacia abajo en una familia. 11/17/2024 EDITADO POR ANA VEGA 28 11/17/2024 EDITADO POR ANA VEGA 29 11/17/2024 EDITADO POR ANA VEGA 30  Carácter metálico – Práctica Indique cuál elemento posee el mayor carácter metálico ente los siguientes pares: 1. Sn o Te 2. P o Sb 3. Ge o In 11/17/2024 EDITADO POR ANA VEGA 31  Resumen propiedades periódicas Propiedad Tendencia en grupos Tendencia en periodos Radio atómico: la mitad de la distancia internuclear mínima en un a molécula diatómica del mismo elemento Aumenta de arriba a abajo ↓ Aumenta de derecha a izquierda